Reações Químicas – Principais Casos

De maneira geral, uma reação química pode ser descrita como:

REAGENTES ⇾ PRODUTOS

Vale ressaltar que é possível que se tenha como reagente apenas uma única substância, assim como é possível formar apenas um único produto.

O bicarbonato de sódio, presente no fermento químico utilizado em bolos e pães participa de uma reação química levando a produção de gás carbônico o que aumenta o volume da massa.

A reação de formação da água pode ser representada por uma equação química:

H2 + ½ O2 ⇾ H2O

Observe que, nessa reação, gás hidrogênio e gás oxigênio são reagentes. As moléculas interagem entre si e se rearranjam, formando a água como produto.

SIMBOLOGIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Algumas reações podem apresentar certos símbolos, que podem indicar estados físicos, formação de precipitados, gases ou até mesmo informar as condições do meio reacional:

Indicação do estado físico: sólido (s); líquido (l); gasoso (g); aquoso (aq) e vapor (v).

Desprendimento de gás: ↑

Precipitação: ↓

Aquecimento: ∆

Ocorrência de reações reversíveis: ⇌

CLASSIFICAÇÃO DE REAÇÕES

Algumas reações podem ser classificadas de acordo com o tipo e a quantidade de reagentes e produtos que participam da reação.

SÍNTESE

Também chamada de adição, ocorre quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais complexa.

Divide-se em:

Total

Quando partimos apenas de substâncias simples.

A2 + B2 → 2 AB

Exemplos:

S + O2 → SO2

H2 + Cl2 → 2 HCl

Parcial

Quando, dentro dos reagentes, houver substâncias compostas.

AB + ½B2 → AB2

Exemplos:

CaO + H2 O→ Ca(OH)2

CO + ½ O2→ CO2

ANÁLISE

Também chamada de decomposição, ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias mais simples.

AB → A + B

Exemplos:

2HgO → 2Hg + O2

Certas reações de análise recebem nomes especiais. São eles:

• pirólise: decomposição pelo calor;

• fotólise: decomposição pela luz;

• eletrólise: decomposição pela eletricidade.

O principal exemplo de pirólise é a decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) também chamada de calcinação.

CaCO3 → CaO + CO2

Um exemplo de fotólise é a decomposição do peróxido de hidrogênio, a água oxigenada:

H2O2 → H2O + O2

Um exemplo de eletrólise é a formação de sódio metálico e gás cloro, a partir do cloreto de sódio:

2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g)

SIMPLES TROCA

Também chamada de decomposição, ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta e “desloca”, desta última, um elemento que irá formar uma nova substância simples.

A + BC → AC + B

Para que a reação ocorra, A tem que ser mais reativo que B. Dessa maneira, é necessário avaliar a reatividade das espécies químicas envolvidas em uma reação química para determinar se esta irá ou não ocorrer. Observe o quadro a seguir

Reatividade decrescente dos metais

Metais alcalinos > metais alcalinos terrosos > Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb > H > Cu, Hg, Pt, Pd, Ag, Au

Reatividade decrescente dos ametais

F > O > Cl > Br > I > S > C

Exemplos:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (precip.)

Fe + 2HCl→ FeCl2 + H2

Como pode-se observar nos casos acima, o ferro é mais reativo que o cobre e o hidrogênio.

DUPLA TROCA

Quando duas substâncias compostas reagem entre si formando outras substâncias compostas diferentes, devido à permutação de seus elementos ou radicais.

AB + CD → AD + CB

Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

Uma reação química deve estar correta sob pontos de vista qualitativos e quantitativos. Assim, além das fórmulas químicas estarem corretas, devemos ter seus respectivos coeficientes corretos.

Sendo assim, acertar os coeficientes (ou balancear)uma reação química é igualar o número total de átomos de cada elemento nos reagentes (1º membro) e nos produtos (2° membro).

Um dos métodos mais utilizados para o balanceamento de equações químicas é pelo método de tentativas.

BALANCEAMENTO POR TENTATIVA

No método das tentativas, segue-se uma ordem de balanceamento em que se inicia pelos metais, seguido dos ametais, carbono, hidrogênio e, por fim, oxigênio. Na ausência de qualquer um desses elementos, apenas pula-se para o seguinte, sempre respeitando a ordem:

Metal
Ametal
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio

Para conferir se um balanceamento foi realizado corretamente, conta-se os números de cada elemento do lado dos reagentes, e do lado dos produtos. Caso esse valor seja igual para todos os elementos presentes na equação, o balanceamento foi realizado corretamente.

Exemplos

• CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

Balancear o Ca (metal), seguido do P (ametal):

3 CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

Balancear o O:
Já está correto!

Resolução:

3 CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

• Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

Balancear o Al (metal), seguido do S (ametal):

Al: 2 Al (OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
S: 2 Al (OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

H:
2 Al (OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O

O:
Já está correto!

Resposta:
2 Al (OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

PRINCIPAIS TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES

Chamadas de reações de neutralização, podem ser parciais ou totais.

• Neutralização total: todos os hidrogênios do ácido são neutralizados pelas hidroxilas da base.

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

• Neutralização parcial do ácido: nem todos os hidrogênios do ácido são neutralizados, levando a formação de sais ácidos.

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

• Neutralização parcial da base: nem todos as hidroxilas da base são neutralizadas, levando a formação de sais básicos.

HCl + Ca(OH)2 → Ca(OH)Cl + H2O

REAÇÕES NOS ÓXIDOS

Óxidos podem reagir com a água, produzindo ácido ou base, podem reagir com ácidos e bases, produzindo sal e água e podem reagir entre si, produzindo sal. Quando reagem com a água, tem-se reações de hidratação; quando reagem produzindo sal, tem-se reações de neutralização.

• Hidratação:

Óxido ácido (anidrido) + água → ácido

SO3 + H2O → H2SO4

Óxido básico + Água → Base

Na2O + H2O → 2 NaOH

• Neutralização

Anidrido + base → sal + água

Cl2O5 + 2 NaOH → 2 NaClO3 + H2O

Óxido básico + ácido → sal + água

CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

Óxido básico + anidrido → sal

K2O + SO3 → K2SO4

REAÇÕES DE DESLOCAMENTO

Em linhas gerais, o elemento mais reativo desloca o elemento menos reativo.

• Entre ácidos e metais

O metal irá deslocar o hidrogênio do ácido

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Porém, se o metal for menos reativo que o hidrogênio, nada ocorrerá.

Au + H2SO4 → nada ocorre

• Entre sais haloides e ametais

O ametal mais reativo irá deslocar o menos reativo.

Cl2 + 2 KBr → Br2 + 2 KCl

REAÇÕES COM ÁGUA

A água pode reagir com metais alcalinos e com alcalinos terrosos, produzindo bases. Com os demais metais, a água irá reagir produzindo óxidos. Já com metais nobres, como o ouro, não ocorre reação.

Exemplos:

2 Na + 2H2O → 2 NaOH + H2

Zn + H2O → ZnO + H2

REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO

Os carbonatos podem ser decompostos, por meio do aquecimento. Nesse processo, produzem óxido metálico e gás carbônico. Carbonatos formados por metais do grupo 1 não sofrem decomposição.

Já os cloratos ou percloratos são decompostos formando cloretos e gás oxigênio.

Exemplos:

CaCO3 → CaO + CO2

Exemplos:

KCl O4 → KCl + 2 O2

Decomposição espontânea

Nesse tipo de decomposição, não há necessidade de aquecimento da substância, pois esta tende a acontecer espontaneamente.

Exemplos:

H2O2 → H2O + 1/2 O2